PROFª. KAÍZA CAVALCANTI

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1 Processos Químicos Quando ocorre uma alteração qualitativa do sistema, dos tipos de substâncias presentes ou de suas proporções. Processos Físicos Quando ocorre uma alteração qualitativa do sistema, dos tipos de substâncias presentes ou de suas proporções. é o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações químicas. Reações químicas exotérmicas Reações químicas endotérmicas Combustão do metanol: 2 CH 4 O (g) + 3 O 2(g) 2 CO 2(g) + 4 H 2 O (l) H = ,6 kj Decomposição do dióxido de carbono: 2 CO 2(g) 2 CO (g) + O 2(g) H = + 565,6 kj Decomposição do Nitrato de amônio: 2 NH 4 NO 3(s) 2 N 2 (g) + O 2(g) + 4 H 2 O (l) H = - 411,2 kj Formação de ozônio a partir de oxigênio: 3 O 2(g) 2 O 3(g) H = + 426,9 kj 1

2 Reações químicas exotérmicas Reações químicas endotérmicas Quando a energia interna total dos reagentes (energia inicial) for maior do que a energia interna total dos produtos formados (energia final), o excesso de energia será liberado. Quando a energia interna total dos reagentes (energia inicial) for menor do que a energia interna total dos produtos formados (energia final), a energia que falta será absorvida. 2

3 Reação de Formação (Calor padrão de formação) Exemplos de reações de formação: Entalpia (ou calor) padrão de formação de uma substância é a variação de entalpia verificada na formação de 1 mol da substância, a partir das substâncias simples correspondentes, estando todas no estado padrão e estados físicos (e alotrópicos) mais estáveis. Cálculo de H de uma reação 2C (grafite) + 3H 2(g) + ½ O 2(g) C 2 H 5 OH (l) H f = - 277,5 kj/mol Para a formação da água: H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (l) H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (l) H f = - 286,6 kj/mol H 2(g) + S (rômbico) + 2O 2(g) H 2 SO 4(l) H f = - 813,0 kj/mol Exemplo: calcular o calor da combustão do CO, a partir dos calores de formação do CO 2 e do CO, a 298 K, respectivamente, - 94,052 kcal/mol e 26,416 kcal/mol. CONVENÇÃO: A entalpia padrão das substâncias simples no estado de agregação mais estável é ZERO. 3

4 LEI DE HESS Cálculo de H de uma reação (Lei de Hess) A variação de entalpia (quantidade de calor liberada ou absorvida) em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação. 1 As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas. EXEMPLO: C (graf) + O 2(g) CO 2(g) CAMINHO 1 C (graf) + O 2(g) 2 CO 2(g) H = - 393,3 kj CAMINHO 2 C (graf) + ½ O 2(g) CO (g) H = - 110,3 kj CO (g) + ½ O 2(g) CO 2(g) H = - 283,3 kj 2 Invertando uma equação termoquímica, deve-se trocar o sinal de H. 3 Multiplicando (ou dividindo) uma equação termoquímica por um número diferente de zero, o valor de H também deve ser multiplicado (ou dividido) por esse número. Exemplo: calcule o calor da reação do S (s) com O 2(g) formando SO 3(g). S (s) + O 2(g) SO 2(g) H = - 296,8 kj SO 2(s) + ½ O 2(g) SO 3(g) H = - 97,8 kj 4

5 Energia de Ligação Cálculo de H de uma reação 2 HI (g) + Cl 2(g) 2 HCl (g) + I 2(g) Energia de ligação é a variação de entalpia (quantidade de calor absorvida) verificada na quebra de 1 mol de uma determinada ligação química, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25ºC e 1 bar. H = 173, 9kJ A quebra de ligações é sempre um processo endotérmico; portanto H é sempre positivo. A formação de ligações é sempre um processo exotérmico; portanto H é sempre negativo. Exemplo: calcule o calor da reação a seguir através dos valores de energia de ligação: CH 4(g) + 2 O 2(g) CO 2(g) + H 2 O (g) 5

6 Espontaneidade e Equilíbrio de uma reação química Cálculo de G de uma reação G = H TS G 0 = H 0 T S 0 A variação da energia de Gibbs ou variação de energia livre representa a máxima energia disponível para a realização de trabalho. Se G 0 < 0 a reação é espontânea. Se G 0 = 0 a reação está em equilíbrio. Se G 0 < 0 a reação não é espontânea. Exemplo 1: a hidrazina, N 2 H 4, é utilizada como combustível de foguetes, altamente energético. A síntese de N 2 H 4 a partir de N 2 e H 2 seria interessante, pois esses reagente são baratos. Sabendo-se o H 0, + 50,63 kj/mol, e o S 0, - 331,4 J/K, dessa reação a 298 K, preveja se a mesma será espontânea ou não : N 2(g) + 2 H 2(g) N 2 H 4(l). Exemplo 2: qual deve ser a temperatura para que essa reação seja espontânea? 6

7 Espontaneidade e Equilíbrio de uma reação química Tipo H 0 S 0 Processo espontâneo? Processo exotérmico H 0 < 0 Processo exotérmico H 0 < 0 Mais desordem S 0 > 0 Menos desordem S 0 < 0 Espontâneo sob todas as condições. Depende das magnitudes relativas de H e S. Mais favorável a baixas temperaturas. Processo endotérmico Mais desordem Depende das magnitudes relativas de H H e S. H 0 > 0 S 0 > 0 Mais favorável a altas temperaturas. Processo endotérmico H 0 > 0 Menos desordem S 0 < 0 Não é espontâneo sob todas as condições. Exemplo 1: para a reação de combustão a seguir, H 0 = kj e S 0 = + 310,8 J/K. Explique as condições de espontaneidade da reação. C 4 H 10(g) + 13 O 2(g) 8 CO 2(g) + 10 H 2 O (g). Exemplo 2: para a reação de formação de NO 2 a partir de N 2, H 0 = 66,2 kj e S 0 = - 121,5 J/K. Explique as condições de espontaneidade da reação. N 2(g) + 2 O 2(g) 2 NO 2(g). 7

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